第二十章 碱金属 碱土金属 化 合 物 本章要求 单 质 概 述

基本要求 1、掌握碱金属和碱土金属的性质与结构，性质与存在之间的关系，制备及用途。 　　1、掌握碱金属和碱土金属的性质与结构，性质与存在之间的关系，制备及用途。 　　2、掌握碱金属和碱土金属氢氧化物的溶解和碱性以及盐类溶解度，热稳定性等性质的变化规律。 　　3．一般掌握锂、铍的特征、锂和镁的相似性

第一节 碱金属和碱土金属的通性 　　一、概述 碱金属和碱土金属是周期表IA族和IIA族元素。IA族包括锂、钠、钾、铷、铯、钫六种金属元素。它们的氧化物溶于水呈强碱性，所以称为碱金属。 　　IIA族包括铍、镁、钙、锶、钡、镭六种金属元素。由于钙、锶、钡的氧化物在性质上介于“碱性”和“土性”(以前把粘土的主要成分Al2O3称为“土”)之间，所以称为碱土金属，现习惯上把铍和镁也包括在内。钫和镭是放射性元素。钠、钾、钙、镁和钡在地壳内蕴藏较丰富，它们的单质和化合物用途较广泛。

　　 1807年,戴维电解KOH得到金属K(Potassium),用同样的方法从NaOH中得到金属Na(Sodium)。 1808年,戴维把潮湿的石灰和氧化汞按3:1的比例混合，放在白金皿中进行电解得到了钙汞齐，并制得了钙。不久他又从菱锶矿石(SrCO3)、重晶石(BaSO4)和苦土(MgO)中到得了三个新的金属元素单质——锶、钡(Barium)和镁。 　　钫(Francium)是由法国的佩里从锕衰变并放出粒子后得到的。 　　铍(Beryllium)是1845年德国的多才多艺的化学家维勒用他电解发现铝的方法制得的。

二、碱金属的基本性质 元素 性质 Li Na K Rb Cs 原子半径/pm 152 153.7 227.2 247.5 265.4 68 97 133 147 167 第一电离势 kJ/mol 521 499 421 405 371 第二电离势 7295 4591 3088 2675 2436 电负性 0.98 0.93 0.82 0.79 标准电极电势(酸) -3.045 -2.711 -2.923 -2.925 M+(g)水合热/kJ·mol-1 519 406 322 293 264

碱土金属的基本性质 元素 性质 Be Mg Ca Sr Ba 原子半径/pm 111.3 160 197.3 215.1 217.3 离子半径/pm 35 66 99 112 134 第一电离势 kJ/mol 905 742 593 552 564 第二电离势 1768 1460 1152 1070 971 第三电离势 14939 7658 4942 4351 3575 电负性 1.57 1.31 1.00 0.95 0.89 标准电极电势(酸) -1.85 -2.375 -2.76 -2.89 -2.90 标准电极电势(碱) -2.28 -2.69 -3.02 -2.99 -2.97 M2+(g)水合热/kJ·mol-1 2494 1921 1577 1443 1305

第二节 碱金属和 碱土金属的单质 存在 单质制备 单质物理性质 单质化学性质

一、存在 碱金属和碱土金属都以化合状态存在于自然界中。 在碱金属中,钠和钾在地壳中分布很广,两者的丰度都为 2.5%。 石盐 　　碱金属和碱土金属都以化合状态存在于自然界中。 在碱金属中,钠和钾在地壳中分布很广,两者的丰度都为 2.5%。 　　主要矿物有芒硝Na2SO4·10H2O、石盐KCl、光卤石 KCl·MgCl2·6H2O以及明矾石K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O等。 海水中氯化钠的含量为2.7%，植物灰中也含有钾盐。 锂的重要矿物为锂辉石Li2O·Al2O3·4SiO2，锂、铷和铯 在自然界中储量较少且分散，被列为稀有金属。 天然芒硝

碱土金属除镭外在自然界中分布也很广泛，镁除光卤石外，还有白云石CaCO3·MgCO3和菱镁矿MgCO3等。 重晶石 　　碱土金属除镭外在自然界中分布也很广泛，镁除光卤石外，还有白云石CaCO3·MgCO3和菱镁矿MgCO3等。 　　铍的最重要矿物是绿柱石3BeO·Al2O3·6SiO2。钙、锶、钡在自然界中存在的主要形式为难溶的碳酸盐和硫酸盐，如萤石CaF2、石灰石CaCO3、碳酸锶矿SrCO3、碳酸钡矿、石膏CaSO4·2H2O、天青石SrSO4和重晶石BaSO4等。海水中含有大量镁的氯化物和硫酸盐，1971年世界镁产量有一半以上是以海水为原料生产的。 石灰石 方解石 石膏 绿柱石 萤石

2KF+CaC2=======CaF2+2K+2C 二、单质的制备 　　1.电解 2NaCl(CaCl2)===2Na+Cl2 　　加入氯化钙一则可降低电解质的熔点(混合盐的熔点约873K)，防止钠的挥发，再则可减小金属钠的分散性，因熔融混合物的密度比金属钠大，钠易浮在面上。 阴极 阳极 电解 　　2.热还原法 　　热还原法一般采用焦炭或碳化物为还原剂 K2CO3+C=====2K+CO 2KF+CaC2=======CaF2+2K+2C 1473K 1273-1423K

2CsAlO2+Mg===MgAl2O4+2Cs↑ 　　3.金属置换法 　　钾、铷和铯常用强还原性的金属如：Na、Ca、Mg、Ba等在高温和低压下还原它们氯化物的方法制取，例如： KCl+Na===NaCl+K↑ 2RbCl+Ca===CaCl2+2Rb↑ 2CsAlO2+Mg===MgAl2O4+2Cs↑ 　　4、热分解法 KCN===4K+4C+N2 MN3===2M+3N2（M=Na,K,Rb,Cs）

三、单质的物理性质 碱金属密度小、硬度小、熔点低、导电性强，是典型的轻金属。 碱土金属的密度、熔点和沸点则较碱金属为高。 　　碱金属密度小、硬度小、熔点低、导电性强，是典型的轻金属。 　　碱土金属的密度、熔点和沸点则较碱金属为高。 　　锂是固体单质中最轻的，它的密度约为水的一半。碱土金属的密度稍大些。 　　IA及IIA族金属单质之所以比较轻，是因为它们在同一周期里比相应的其它元素原子量较小，而原子半径较大的缘故。 　　铷、铯可用于制造最准确的计时仪器—铷、铯原子钟。1967年正式规定用铯原子钟所定的秒为新的国际时间单位。 　　锂和锂合金是一种理想的高能燃料。锂电池是一种高能电池。 　　它们有些还可以制合金，许多是生命必须元素。 金属钙 金属钠

四、单质的化学性质 1、与水反应 锂在与水反应中不熔化，钠、钾与水的反应剧烈，钾产生的氢气能燃烧，铷、铯与水剧烈反应并发生爆炸。 钾与水反应 　　1、与水反应 　　锂在与水反应中不熔化，钠、钾与水的反应剧烈，钾产生的氢气能燃烧，铷、铯与水剧烈反应并发生爆炸。 　　铍能与水蒸气反应，镁能将热水分解，而钙、锶、钡与冷水能比较剧烈地反应。 　　根据标准电极电势，锂的活泼性应比铯更大，但实际上与水反应不如钠剧烈。这是因为： 　　(1)锂的熔点较高，反应时产生的热量不能使它熔化，而钠与水反应时放出的热可以使钠熔化,因而固体锂与水接触的表面不如液态钠大; 　　(2)反应产物LiOH的溶解度较小， 　　它覆盖在锂的表面，阻碍反应的进行。

　　2、与非金属反应 　　碱金属在室温下能生成一层氧化物(如Na2O)，在锂的表面上，除生成氧化物外还有氮化物(Li2O、Li3N)。 　　钠、钾在空气中稍微加热就燃烧起来(钠生成Na2O2、钾生成KO2等)，铷和铯在室温下遇空气就立即燃烧生成更复杂的氧化物。 　　锂却燃烧生成Li2O。 　　它们的氧化物在空气中易吸收二氧化碳形成碳酸盐。(如Na2CO3) 　　碱金属应存放在煤油中。锂因比煤油的密度小，所以将其浸在液体石蜡或封存在固体石腊中。

碱土金属活泼性略差，室温下这些金属表面缓慢生成氧化膜。它们在空气中加热发生反应，生成氧化物和少量氮化物(如：Ca3N2、Mg3N2)。 　　2、与非金属反应 　　碱土金属活泼性略差，室温下这些金属表面缓慢生成氧化膜。它们在空气中加热发生反应，生成氧化物和少量氮化物(如：Ca3N2、Mg3N2)。 　　因此在金属熔炼中常用Li、Ca等除去溶解在熔融金属中的氮气和氧气,在电子工业中常用Ba除去真空管中痕量氮气和氧气,在高温时碱金属和碱土金属还能夺取某些氧化物中的氧如镁可使CO2的碳还原成单质。 镁与二氧化碳反应

第三节 碱金属和 碱土金属的化合物 氧化物 盐类 氢氧化物 几种重要的化合物 在人体中的作用 氢化物

一、氧化物 自学要求： 1、用前面所学过的知识来理解过氧离子和超氧离子的结构。 2、解释氧化物颜色的变化。 　　自学要求： 　　1、用前面所学过的知识来理解过氧离子和超氧离子的结构。 　　2、解释氧化物颜色的变化。 　　3、了解过氧化物及超氧化物的性质。

二、氢氧化物 1、性质和用途 在空气中易潮解，常作干燥剂。 　　1、性质和用途 　　在空气中易潮解，常作干燥剂。 　　NaOH能溶解Al、Zn等两性金属及其氧化物，也能溶解许多非金属(Si、B等）及其氧化物。 2Al+2NaOH+6H2O===2Na[Al(OH)4]+3H2↑ Al2O3+2NaOH===2NaAlO2+H2O 熔融 Si+2NaOH+H2O===Na2SiO3+2H2↑ SiO2+2NaOH===Na2SiO3+H2O（能腐蚀玻璃） 　　因其能溶解某些金属氧化物、非金属氧化物，在工业生产和分析工作中常用于分解矿石。 　　熔融的氢氧化钠腐蚀性很强，工业上熔化氢氧化钠一般用铸铁容器，在实验室可用银或镍的器皿。

Na2CO3+Ca(OH)2＝CaCO3↓+2NaOH 氢氧化物 NaCl水溶液电解槽 　　2、氢氧化钠的制备 　　工业上用电解食盐水的方法来制取。 　　少量氢氧化钠，也可用苛化法制备。即用消石灰或石灰乳与碳酸钠的浓溶液反应： Na2CO3+Ca(OH)2＝CaCO3↓+2NaOH 　　3、溶解度的变化 　　通常离子化合物的溶解度与其离子势(Z/r)成反比。 　　同族元素的氢氧化物从上到下溶解度逐渐增大的。 　　同一周期中氢氧化物的溶解度减小。 　　NaOH常含有Na2CO3杂质，要得不含Na2CO3的NaOH溶液，可配制NaOH的饱和溶液，Na2CO3因不溶于饱和的NaOH溶液而沉淀析出。

当10>1/2>7时R(OH)n显两性 　　4、碱性的变化 　　当金属离子（R）的电子构型相同时，则1/2值愈小，金属氢氧化物的碱性愈强。 当1/2>10时R(OH)n显酸性 当10>1/2>7时R(OH)n显两性 当1/2<7时R(OH)n显碱性 碱 性 增 强 ↓ 氢氧化物 1/2 碱性 LiOH 3.8 强碱 Be(OH)2 7.6 两性 NaOH 3.2 Mg(OH)2 5.5 中强碱 KOH 2.7 Ca(OH)2 4.5 RbOH 2.6 Sr(OH)2 4.2 CsOH 2.4 Ba(OH)2 3.9

三、氢化物 碱金属和碱土金属中较活泼的Ca、Sr、Ba能与氢在高温下直接化合，形成离子晶体，故称为离子型氢化物，又称为盐型氢化物。 　　金属氢化物中的H-离子的半径介于F-离子和Cl-离子之间，所以具有卤化物的一些性质。 　　碱金属氢化物中以LiH最稳定，加热到(961K)也不分解。但其它氢化物不稳定，加热易分解成金属和氢。

氢化物 所有碱金属氢化物都是强还原剂。 LiH+H2O===LiOH+H2↑ CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2↑ 　　所有碱金属氢化物都是强还原剂。 　　　　　　　　　　　　　　　　　　 673K　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　TiCl4+4NaH====Ti+4NaCl+2H2 LiH+H2O===LiOH+H2↑ CaH2+2H2O===Ca(OH)2+2H2↑ 　　由于氢化钙与水反应而能放出大量的氢气，所以常用它作为野外产生氢气的材料。 　　镁和镁系合金(如Mg2Ni，Mg2Cu、镁--稀土系合金)是一类贮氢合金。贮氢时，用合金与氢反应，生成金属氢化物。用氢时，把金属氢化物加热，将氢放出来，以供使用。

四、盐类 碱金属和碱土金属的常见盐类有卤化物、碳酸盐、硝酸盐、硫酸盐和硫化物等。 1、溶解性 　　碱金属和碱土金属的常见盐类有卤化物、碳酸盐、硝酸盐、硫酸盐和硫化物等。 　　1、溶解性 　　碱金属盐类通常易溶于水(碳酸锂列外),且它们的离子都是无色的。只有少数碱金属盐是难溶的; 　　它们的难溶盐一般都是由大的阴离子组成，而且碱金属离子越大，难溶盐的数目也越多。如： 　　六羟基锑酸钠 Na[Sb(OH)6] (白色) 　　高氯酸钾 KClO4 (白色) 　　酒石酸氢钾 　　 KHC4H4O6 (白色) 　　六氯铂酸钾 K4[PtCl6] (淡黄色) 　　钴亚硝酸钠钾 K2Na[Co(NO2)6] (亮黄色) 　　钠、钾的一些难溶盐常用于鉴定钠、钾离子。

　　碱土金属盐类的重要特征是它们的微溶性。除氯化物、硝酸盐、硫酸镁、铬酸镁易溶于水外，其余的碳酸盐、硫酸盐、草酸盐、铬酸盐等皆难溶。 硫酸盐和铬酸盐的溶解度依Ca、Sr、Ba的顺序降低。 草酸钙的溶解度是所有钙盐中最小的，因此，在重量分析中可用它来测定钙。 碱金属和碱土金属碳酸盐溶解度的差别也常用来分离Na+、K+和Ca2+、Ba2+。

盐类 2、钠盐和钾盐性质的差异 钠盐和钾盐性质很相似，但也有差别，重要的有三点： NaOH+KCl===NaCl+KNO3 盐类 　　2、钠盐和钾盐性质的差异 　　钠盐和钾盐性质很相似，但也有差别，重要的有三点： 　　a、溶解度：钠、钾盐的溶解度都比较大，相对说来，钠盐更大些。但NaHCO3溶解度不大，NaCl的溶解度随温度的变化不大，这是常见的钠盐中溶解性较特殊的。 　　b、吸湿性：钠盐的吸湿性比相应的钾盐强。因此，化学分析工作中常用的标准试剂许多是钾盐，如用K2Cr2O7标定还原剂溶液的浓度,而不用Na2Cr2O7。在配制炸药时用KNO3或KClO3，而不用相应的钠盐。

　　c、结晶水：含结晶水的钠盐比钾盐多，如Na2SO4·10H2O、Na2HPO4·12H2O等。 　　钠的化合物价格较便宜，一般使用钠的化合物，而不用钾的化合物。但要注意某些特殊情况，如制硬质玻璃必须用K2CO3，制黑火药一定要用KNO3等。 　　3、晶型 　　绝大多数碱金属和碱土金属的盐是离子型晶体，晶体大多属NaCl型，铯的卤化物是CsCl型结构。由于Li+、Be2+离子半径最小，极化作用较强，才使得它们的某些盐具有较明显的共价性。

钾 锶 钙 钡 锂 铷 钠 盐类 铜 红绿锶钡信号弹 硼 　　3、焰色反应 　　由于离子半径不同，核对外层电子的控制能力不同，在无色火焰中灼烧时，电子被激发所吸收的能量不同即吸收光的波长不同，所呈现的颜色不同叫“焰色反应”。 　　Li 红色，Na 黄色，K 紫色，Rb 紫红，Cs 紫红，Ca 橙红(砖红)，Sr 红(猩红)，Ba 绿色，硼 浅绿，Cu 绿色。 　　在军事上用做信号弹，民间用于焰火。 节日焰火

盐类 4、形成结晶水合物的倾向 几乎所有的锂盐是水合的，钠盐约有75％是水合的，钾盐有25%是水合物，铷盐和铯盐仅有少数是水合盐。 　　4、形成结晶水合物的倾向 　　几乎所有的锂盐是水合的，钠盐约有75％是水合的，钾盐有25%是水合物，铷盐和铯盐仅有少数是水合盐。 　　碱金属卤化物大多数是无水的,硝酸盐中只有锂可形成水合物。如LiNO3·H2O和LiNO3·3H2O； 　　硫酸盐中只有Li2SO4·H2O和Na2SO4·10H2O； 　　碳酸盐中除Li2CO3无水合物外，其余皆有不同形式的水合物，其水分子数分别为： 　　Na2CO3 K2CO3 Rb2CO3 Cs2CO3 　　1,7,10 1,5 1,5 3,5

盐类 5、形成复盐的能力 除锂以外，碱金属还能形成一系列复盐。复盐有以下几种类型： 　　5、形成复盐的能力 　　除锂以外，碱金属还能形成一系列复盐。复盐有以下几种类型： 　　(1)光卤石类，通式为MICl·MgCl2·6H2O,其中MI=K+、Rb+、Cs+。如：光卤石KCl·MgCl2·6H2O； 　　(2)通式为M2ISO4·MgSO4·6H2O的矾类,其中MI=K+、Rb+、Cs+,如：软钾镁矾K2SO4·MgSO4·6H2O； 　　(3)通式为MIMIII(SO4)2·12H2O的矾类，其中MI＝Na+、K+、Rb+、Cs+，MIII＝Al3+、Cr3+、Fe3+、Co3+、Ga3+、V3+等离子。如：明矾KAl(SO4)2·12H2O。 　　复盐的溶解度一般比相应简单碱金属盐小得多。

盐类 6、热稳定性 卤化物在高温时挥发而难分解。 硫酸盐在高温下既难挥发，又难分解。 　　6、热稳定性 　　卤化物在高温时挥发而难分解。 　　硫酸盐在高温下既难挥发，又难分解。 　　碳酸盐除Li2CO3在1543K以上分解为Li2O和CO2外，其余更难分解。 　　硝酸盐热稳定性较低，在一定温度可分解。 　　碱土金属的卤化物、硫酸盐、碳酸盐对热也较稳定。 　　碱土金属的碳酸盐热稳定性较碱金属碳酸盐要低，是由于它们电荷高，极化作用强。

NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3+NH4Cl 中国第一座天津永利碱厂 五、重要的化合物 索尔维碳化塔结构 碳酸氢钠 萤石 　　1、碳酸钠(纯碱)、碳酸氢钠(小苏打) 　　纯碱在工业上常用氨碱法(比利时Solvay)制取，我国化学工程学家侯德榜1942年改革成侯氏制碱法，即联碱法。其基本原理是先用NH3将食盐水饱和，然后通入CO2，溶解度较小的NaHCO3析出： NH3+NaCl+H2O+CO2===NaHCO3+NH4Cl 石灰石 　　2、碳酸钙 　　CaCO3·6H2O(轻质),难溶于水，易溶于酸和氯化铵溶液，用于发酵粉和涂料等。 　　3、氟化钙(萤石) 　　是制取HF和F2的重要原料。在冶金工业中用作助熔剂，也用于制作光学玻璃和陶瓷等。

　　4、卤化铍 　　是共价型聚合物(BeX2)n，不导电、能升华，蒸气中有BeCl2和(BeCl2)2分子。 　　5、硝酸钾 　　在空气中不吸潮,在加热时有强氧化性,用来制黑火药。硝酸钾还是含氮、钾的优质化肥。 　　6、氯化镁 　　通常以MgCl2·6H2O形式存在，它能水解为Mg(OH)Cl，工业上常用碳氯法制取： 　　　　MgO+C+Cl2==MgCl2+CO(碳氯法)　　　　　　氯化镁易潮解，普通食盐的潮解就是其中含有氯化镁之故。纺织工业中用氯化镁保持棉纱的湿度而使其柔软。

　　7、氯化钙 　　CaCl2·6H2O加热脱水形成白色多孔的CaCl2。 　　无水CaCl2有很强的吸水性，常用的干燥剂。由于它能与气态NH3和乙醇形成加成物，所以不能用于干燥NH3气和乙醇。 　　氯化钙和冰的混合物是实验室常用的致冷剂。 　　思考题：为什么下雪后,要往马路上洒氯化钙溶液？ 　　8、氯化钡 　　氯化钡用于医药、灭鼠剂和鉴定SO42-离子的试剂。氯化钡易溶于水。可溶性钡盐对入、畜都有害，对人致死量为0.8g，切忌入口。

　　9、Na2SO4·10H2O 天然芒硝 石膏 　　俗称芒硝，由于它有很大的熔化热(253kJ·kg-1)，是一种较好的相变贮热材料的主要组分。无水硫酸钠俗称元明粉，大量用于玻璃、造纸、水玻璃、陶瓷等工业中，也用于制硫化钠和硫代硫酸钠等。 　　10、CaSO4·2H2O 　　俗名生石膏，加热到393K左右变成熟石膏CaSO4·1/2H2O,用以制模型、塑像、水泥、粉笔和石膏绷带等。把石膏加热到773K以上,得到无水石膏,它不能与水化合。

重要的化合物 重晶石 　　11、BaSO4 重晶石，将重晶石粉与煤粉混合，在高温下(1173-1473K)煅烧还原成可溶性BaS和CO气体。往BaS水溶液中通CO2，则得到BaCO3。 硫酸钡是唯一无毒的钡盐，医疗诊断中用作肠胃系统的X射线造影剂—“钡餐”。 　　12、硫酸镁 　　硫酸镁微溶于醇，不溶于乙酸和丙酮，用作媒染剂、泻盐，也用于造纸、纺织、肥皂、陶瓷、油漆工业。

1986年以来发现的高温超导体系列，现在临界温度达液氮温度左右(77K)的超导材料。 锂离子电池 　　13、YBa2Cu3O6-7 　　1986年以来发现的高温超导体系列，现在临界温度达液氮温度左右(77K)的超导材料。 磁悬浮现象 　　24、C6Li　锂电池的负极材料 　　电池的正极反应： 　　Li0.35NiO2+0.5Li++0.5e=Li0.85NiO2(135mAhg-1) 　　电解质：高分子材料（能传导Li+离子的） 　　电池电动势：3V 　　最高充电电压：4.1V

重要的化合物 　　15、CLi6 　　美国Geogia大学量子化学计算中心主任Schaefer的最新计算结果表明，有可能存在呈八面体的CLi6分子，该分子的碳原子周围总共有10个电子，用以与6个锂原子形成6个化学键。

六、元素在人体中的作用 1、钠、氯与人体 钠缺乏会造成血钠浓度下降，临床上表现为忌食、脱水、肌肉虚弱、精神抑郁等特征。 　　钠缺乏会造成血钠浓度下降，临床上表现为忌食、脱水、肌肉虚弱、精神抑郁等特征。 　　当体内钠过量时，会引起钠中毒，临床上表现为水肿、无力站立、痉挛、抽搐、口吐白沫等神经症状。 　　当氯缺乏时，引起动物食欲不振、消化障碍、忌食癖； 　　若氯过量,则导致动物大量饮水,引起拉稀和中毒。

2、钾在人体内的作用 钾是人体内必须的常量元素，起着重要作用。钾的主要作用： 1、为心脏的正常活动所必需； 　　钾是人体内必须的常量元素，起着重要作用。钾的主要作用： 　　1、为心脏的正常活动所必需； 　　2、减少心肌的收缩性，有助于心肌的舒张，血液中钾含量的高或低都能使心脏对血管供血不足而产生致死作用； 　　3、协调神经。肌肉的活动。 　　正常成年人每日需要钾2－8克，天然食物水果和蔬菜中含K+丰富，正常膳食足够满足机体对K+的需要。如果钾的摄入量每日少于2克，则会显著损害食物的可口性。如果每日钾的摄入量超过8克，就可能产生高血钾症。

3、镁与人体 镁是生物体内必需的元素之一 镁缺乏的主要症状为虚弱、恶心、震颤及心率失常等，常见镁缺乏疾病： 　　镁是生物体内必需的元素之一 　　镁缺乏的主要症状为虚弱、恶心、震颤及心率失常等，常见镁缺乏疾病： 　　①吸收不良综合症。如炎症性肠道疾病、腹泻、胃肠道感染等。 　　③内分泌疾病。如糖尿病、甲状腺机能亢进。 　　④遗传性疾病。 　　⑤家族性疾病。如蛋白质营养不良等。 　　镁在体内具有抑制神经系统兴奋性的作用，但镁中毒可导致恶心、呕吐、血压下降，严重者导致缓性麻痹，肾脏疾病的病人应避免使用含镁的药物。

4、钙、磷与人体 　　在正常情况下，生物体内钙和磷比例为2:1。如果偏离这个比例太远，就可能产生钙、磷代谢紊乱。此外，一些器官如甲状腺、甲状旁腺、肝、肾等功能是否正常都可直接或间接影响体内钙磷的代谢。钙、磷代谢紊乱大致可分为3种类型： 　　①器质性代谢紊乱：主要表现为骨组织本身的疾病，如软骨病、佝偻病、纤维性骨营养不良、骨质疏松症、妊娠骨折等。 　　②机能性代谢紊乱：主要由于血液中的钙或磷浓度下降，引起全身代谢紊乱、运动失调，而骨骼组织变化并不明显，如产生瘫痪、产生抽搐症等。 　　③钙、磷的异位沉着：钙、磷或两者沉着于不该沉积的器官或组织，引起局部组织硬化。钙化、结石生成，如胆结石、肾结石、动脉粥样硬化症等。